Zmiana stanu równowagi po podgrzaniu. Przesunięcie równowagi chemicznej. Zasada Le Chateliera

Reakcje chemiczne mogą być odwracalne lub nieodwracalne.

te. jeśli jakaś reakcja A + B = C + D jest nieodwracalna, oznacza to, że reakcja odwrotna C + D = A + B nie zachodzi.

czyli np. jeśli dana reakcja A + B = C + D jest odwracalna, oznacza to, że zarówno reakcja A + B → C + D (bezpośrednia), jak i reakcja C + D → A + B (odwrotna) zachodzą jednocześnie ).

Zasadniczo, ponieważ Występują zarówno reakcje bezpośrednie, jak i odwrotne; w przypadku reakcji odwracalnych zarówno substancje po lewej stronie równania, jak i substancje po prawej stronie równania można nazwać odczynnikami (substancjami wyjściowymi). To samo tyczy się produktów.

Dla kogokolwiek reakcja odwracalna możliwa jest sytuacja, gdy szybkości reakcji w przód i w tył są równe. Ten stan nazywa się stan równowagi.

W równowadze stężenia zarówno wszystkich reagentów, jak i wszystkich produktów są stałe. Nazywa się stężenia produktów i reagentów w stanie równowagi stężenia równowagowe.

Przesunięcie równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników

Ze względu na zewnętrzne wpływy na system, takie jak zmiany temperatury, ciśnienia lub stężenia materiały wyjściowe lub produktów, równowaga systemu może zostać zakłócona. Jednak po ustaniu tego wpływu zewnętrznego układ po pewnym czasie przejdzie do nowego stanu równowagi. Takie przejście układu z jednego stanu równowagi do innego stanu równowagi nazywa się przesunięcie (przesunięcie) równowagi chemicznej .

Aby móc określić, jak zmienia się równowaga chemiczna pod wpływem określonego rodzaju wpływu, wygodnie jest skorzystać z zasady Le Chateliera:

Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi zostanie wywarty wpływ zewnętrzny, wówczas kierunek przesunięcia równowagi chemicznej będzie pokrywał się z kierunkiem reakcji, która osłabia efekt oddziaływania.

Wpływ temperatury na stan równowagi

Kiedy temperatura się zmienia, równowaga jest dowolna reakcja chemiczna zmiany. Wynika to z faktu, że każda reakcja ma efekt termiczny. Co więcej, skutki termiczne reakcji do przodu i do tyłu są zawsze dokładnie przeciwne. Te. jeśli reakcja postępująca jest egzotermiczna i przebiega z efektem termicznym równym +Q, to reakcja odwrotna jest zawsze endotermiczna i ma efekt termiczny równy –Q.

Zatem zgodnie z zasadą Le Chateliera, jeśli podniesiemy temperaturę jakiegoś układu będącego w stanie równowagi, to równowaga przesunie się w stronę reakcji, podczas której temperatura maleje, tj. w kierunku reakcji endotermicznej. I podobnie, jeśli obniżymy temperaturę układu w stanie równowagi, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku czego temperatura wzrośnie, tj. w stronę reakcji egzotermicznej.

Rozważmy na przykład następującą reakcję odwracalną i wskaż, gdzie zmieni się jej równowaga wraz ze spadkiem temperatury:

Jak widać z powyższego równania, reakcja naprzód jest egzotermiczna, tj. W wyniku jego wystąpienia wydziela się ciepło. W związku z tym reakcja odwrotna będzie endotermiczna, to znaczy zachodzi wraz z absorpcją ciepła. Zgodnie z warunkiem temperatura zostanie obniżona, dlatego równowaga przesunie się w prawo, tj. w stronę reakcji bezpośredniej.

Wpływ stężenia na równowagę chemiczną

Wzrost stężenia odczynników zgodnie z zasadą Le Chateliera powinien prowadzić do przesunięcia równowagi w stronę reakcji, w wyniku której odczynniki ulegają zużyciu, tj. w stronę reakcji bezpośredniej.

I odwrotnie, jeśli zmniejszy się stężenie reagentów, wówczas równowaga przesunie się w stronę reakcji, w wyniku której powstają reagenty, tj. strona reakcji odwrotnej (←).

Podobny efekt ma również zmiana stężenia produktów reakcji. Jeżeli stężenie produktów wzrośnie, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której produkty zostaną skonsumowane, tj. w stronę reakcji odwrotnej (←). Jeśli natomiast zmniejszy się stężenie produktów, wówczas równowaga przesunie się w stronę reakcji bezpośredniej (→), tak że stężenie produktów wzrośnie.

Wpływ ciśnienia na równowagę chemiczną

W przeciwieństwie do temperatury i stężenia, zmiany ciśnienia nie wpływają na stan równowagi każdej reakcji. Aby zmiana ciśnienia spowodowała przesunięcie równowagi chemicznej, sumy współczynników dla substancji gazowych po lewej i prawej stronie równania muszą być różne.

Te. z dwóch reakcji:

zmiana ciśnienia może wpłynąć na stan równowagi tylko w przypadku drugiej reakcji. Ponieważ suma współczynników przed wzorami substancji gazowych w przypadku pierwszego równania po lewej i prawej stronie jest taka sama (równa 2), a w przypadku drugiego równania jest inna (4 po prawej stronie) po lewej i 2 po prawej).

Stąd wynika w szczególności, że jeśli zarówno wśród reagentów, jak i produktów nie ma substancji gazowych, wówczas zmiana ciśnienia nie wpłynie w żaden sposób na bieżący stan równowagi. Na przykład ciśnienie nie będzie miało wpływu na stan równowagi reakcji:

Jeśli po lewej i prawej stronie ilość substancji gazowych będzie się różnić, to wzrost ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, podczas której zmniejsza się objętość gazów, a spadek ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi, w wyniku czego zwiększa się objętość gazów.

Wpływ katalizatora na równowagę chemiczną

Ponieważ katalizator w równym stopniu przyspiesza zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu, jego obecność lub brak nie ma żadnego efektu do stanu równowagi.

Jedyne, na co katalizator może wpływać, to szybkość przejścia układu ze stanu nierównowagi do stanu równowagi.

Wpływ wszystkich powyższych czynników na równowagę chemiczną podsumowano poniżej w ściągawce, którą można początkowo sprawdzić podczas wykonywania zadań związanych z równowagą. Nie będzie jednak możliwości wykorzystania go na egzaminie, dlatego po przeanalizowaniu kilku przykładów z jego pomocą warto się go nauczyć i poćwiczyć rozwiązywanie problemów z równowagą bez patrzenia na niego:

Oznaczenia: T - temperatura, P - ciśnienie, Z – stężenie, – wzrost, ↓ – spadek

1. Wśród wszystkich znanych reakcji rozróżnia się reakcje odwracalne i nieodwracalne. Badając reakcje wymiany jonowej, wymieniono warunki, w jakich przebiegają one do końca. ().

Znane są także reakcje, które w danych warunkach nie dochodzą do końca. Na przykład, gdy dwutlenek siarki rozpuszcza się w wodzie, zachodzi reakcja: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Okazuje się jednak, że w roztworze wodnym może tworzyć się tylko pewna ilość kwasu siarkawego. Wyjaśnia to fakt, że kwas siarkowy kruche i następuje reakcja odwrotna, tj. rozkład na tlenek siarki i wodę. W związku z tym reakcja ta nie przebiega do końca, ponieważ jednocześnie zachodzą dwie reakcje - prosty(między tlenkiem siarki i wodą) i odwracać(rozkład kwasu siarkowego). SO2+H2O↔ H 2 SO 3 .

Reakcje chemiczne zachodzące w danych warunkach we wzajemnie przeciwnych kierunkach nazywane są odwracalnymi.

2. Ponieważ szybkość reakcji chemicznych zależy od stężenia reagentów, to na początku szybkość reakcji bezpośredniej( υ pr) powinno być maksymalna i prędkość reakcja odwrotna ( υ arr.) jest równe zeru. Stężenie reagentów maleje z czasem, a stężenie produktów reakcji wzrasta. Dlatego szybkość reakcji w przód maleje, a szybkość reakcji odwrotnej wzrasta. W pewnym momencie szybkości reakcji w przód i w tył stają się równe:

We wszystkich reakcjach odwracalnych szybkość reakcji w przód maleje, szybkość reakcji odwrotnej rośnie, aż obie szybkości zrównają się i zostanie ustalony stan równowagi:

υ pr =υ przyr.

Stan układu, w którym szybkość reakcji naprzód jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowagą chemiczną.

W stanie równowagi chemicznej stosunek ilościowy między reagentami i produktami reakcji pozostaje stały: ile cząsteczek produktu reakcji powstaje w jednostce czasu, tyle z nich ulega rozkładowi. Jednakże stan równowagi chemicznej zostaje zachowany tak długo, jak nie zmieniają się warunki reakcji: stężenie, temperatura i ciśnienie.

Stan równowagi chemicznej opisuje się ilościowo prawo akcji masowej.

W stanie równowagi stosunek iloczynu stężeń produktów reakcji (w potęgach ich współczynników) do iloczynu stężeń reagentów (także w potęgach ich współczynników) jest wartością stałą, niezależną od początkowych stężeń substancji w reakcji mieszanina.

Ta stała nazywa się stała równowagi - k

Zatem dla reakcji: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ stałą równowagi wyraża się następująco:

υ 1 =υ 2

v 1 (bezpośrednia reakcja) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , gdzie– równowagowe stężenia molowe, = mol/l

υ 2 (reakcja) = k 2 [ N.H. 3 ] 2

k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ N.H. 3 ] 2

Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – stała równowagi.

Równowaga chemiczna zależy od stężenia, ciśnienia, temperatury.

Zasadaokreśla kierunek mieszania równowagowego:

Jeśli na układ będący w równowadze zostanie wywarty wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga w układzie przesunie się w kierunku przeciwnym do tego wpływu.

1) Wpływ koncentracji – w przypadku zwiększenia stężenia substancji wyjściowych równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia produktów reakcji.

Na przykład,Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

Po dodaniu do mieszaniny reakcyjnej, na przykład azot, tj. wzrasta stężenie odczynnika, rośnie mianownik wyrażenia na K, ale ponieważ K jest stałą, to aby spełnić ten warunek, licznik również musi wzrosnąć. W ten sposób wzrasta ilość produktu reakcji w mieszaninie reakcyjnej. W tym przypadku mówią o przesunięciu równowagi chemicznej w prawo, w kierunku produktu.

Zatem wzrost stężenia reagentów (ciekłych lub gazowych) przesuwa się w stronę produktów, tj. w stronę reakcji bezpośredniej. Wzrost stężenia produktów (ciekłych lub gazowych) przesuwa równowagę w stronę reagentów, tj. w kierunku odwrotnej reakcji.

Zmiana masy ciała stałego nie powoduje zmiany położenia równowagi.

2) Wpływ temperatury – wzrost temperatury przesuwa równowagę w stronę reakcji endotermicznej.

A)N 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G) + 92,4 kJ (egzotermiczny - wydzielanie ciepła)

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesunie się w stronę reakcji rozkładu amoniaku (←)

B)N 2 (G) +O 2 (D) ↔ 2NIE(G) – 180,8 kJ (endotermiczny – absorpcja ciepła)

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesunie się w kierunku reakcji tworzenia NIE (→)

3) Wpływ ciśnienia (tylko dla substancji gazowych) – wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę formacjiI substancje zajmujące mniej o jem.

N 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – N.H. 3

Wraz ze wzrostem ciśnienia ( P): przed reakcją4 V substancje gazowe → po reakcji2 Vsubstancje gazowe dlatego równowaga przesuwa się w prawo ( → )

Gdy ciśnienie wzrośnie na przykład 2-krotnie, objętość gazów zmniejszy się o tę samą ilość, a zatem stężenia wszystkich substancji gazowych wzrosną 2-krotnie. Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

W tym przypadku licznik wyrażenia K wzrośnie o 4 razy, a mianownik wynosi 16 razy, tj. równość zostanie naruszona. Aby je przywrócić, stężenie musi wzrosnąć amoniaki stężenia maleją azotIwodaUprzejmy. Bilans przesunie się w prawo.

Tak więc, gdy ciśnienie wzrasta, równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszenia objętości, a gdy ciśnienie maleje, w kierunku wzrostu objętości.

Zmiana ciśnienia praktycznie nie ma wpływu na objętość substancji stałych i ciekłych, tj. nie zmienia ich stężenia. W konsekwencji równowaga reakcji, w których nie biorą udziału gazy, jest praktycznie niezależna od ciśnienia.

! Na przebieg reakcji chemicznej wpływają substancje - katalizatory. Ale w przypadku użycia katalizatora energia aktywacji zarówno reakcji do przodu, jak i do tyłu zmniejsza się o tę samą ilość, a zatem równowaga się nie zmienia.

Rozwiąż problemy:

nr 1. Początkowe stężenia CO i O 2 w reakcji odwracalnej

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Odpowiednio 6 i 4 mol/l. Oblicz stałą równowagi, jeśli stężenie CO 2 w momencie równowagi wynosi 2 mol/l.

Nr 2. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) + Q

Wskaż, gdzie równowaga przesunie się, jeśli

a) zwiększyć ciśnienie

b) zwiększyć temperaturę

c) zwiększyć stężenie tlenu

d) wprowadzenie katalizatora?

Stan równowagi reakcji odwracalnej może trwać w nieskończoność (bez interwencji z zewnątrz). Jeśli jednak na taki układ zostanie wywarty wpływ zewnętrzny (zmiana temperatury, ciśnienia lub stężenia substancji końcowych lub początkowych), wówczas stan równowagi zostanie zakłócony. Szybkość jednej z reakcji będzie większa niż prędkość drugiej. Z biegiem czasu układ ponownie znajdzie się w stanie równowagi, ale nowe stężenia równowagowe substancji początkowej i końcowej będą się różnić od pierwotnych. W tym przypadku mówią o przesunięciu równowagi chemicznej w tym czy innym kierunku.

Jeżeli w wyniku wpływu zewnętrznego szybkość reakcji naprzód staje się większa niż szybkość reakcji odwrotnej, oznacza to, że równowaga chemiczna przesunęła się w prawo. Jeśli wręcz przeciwnie, stanie się większa prędkość reakcja odwrotna, oznacza to, że równowaga chemiczna przesunęła się w lewo.

Kiedy równowaga przesunie się w prawo, stężenia równowagowe substancji wyjściowych maleją, a stężenia równowagowe substancji końcowych rosną w porównaniu do początkowych stężeń równowagowych. W związku z tym wzrasta również wydajność produktów reakcji.

Przesunięcie równowagi chemicznej w lewo powoduje wzrost stężeń równowagowych substancji wyjściowych i zmniejszenie stężeń równowagowych produktów końcowych, których wydajność będzie się zmniejszać.

Kierunek przesunięcia równowagi chemicznej wyznacza się, korzystając z zasady Le Chateliera: „Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi chemicznej wywierany jest wpływ zewnętrzny (zmiana temperatury, ciśnienia, stężenia jednej lub większej liczby substancji biorących udział w reakcji), to doprowadzi do wzrostu szybkości tej reakcji, której wystąpienie zrekompensuje (zmniejszy) wpływ.”

Na przykład, wraz ze wzrostem stężenia substancji wyjściowych, szybkość reakcji do przodu wzrasta, a równowaga przesuwa się w prawo. Przeciwnie, gdy stężenie substancji wyjściowych maleje, szybkość reakcji odwrotnej wzrasta, a równowaga chemiczna przesuwa się w lewo.

Gdy temperatura wzrasta (tj. gdy układ się nagrzewa), równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a gdy maleje (tj. gdy układ się ochładza) – w stronę reakcji egzotermicznej. (Jeśli reakcja naprzód jest egzotermiczna, wówczas reakcja odwrotna będzie koniecznie endotermiczna i odwrotnie).

Należy podkreślić, że wzrost temperatury z reguły zwiększa szybkość reakcji zarówno do przodu, jak i do tyłu, ale szybkość reakcji endotermicznej wzrasta w większym stopniu niż szybkość reakcji egzotermicznej. Odpowiednio, gdy układ jest chłodzony, szybkość reakcji do przodu i do tyłu zmniejsza się, ale również nie w tym samym stopniu: w przypadku reakcji egzotermicznej jest ona znacznie mniejsza niż w przypadku reakcji endotermicznej.

Zmiana ciśnienia wpływa na zmianę równowagi chemicznej tylko wtedy, gdy spełnione są dwa warunki:

konieczne jest, aby co najmniej jedna z substancji biorących udział w reakcji była w stanie gazowym, na przykład:

CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - zmiana ciśnienia wpływa na przesunięcie równowagi.

CH 3 COOH (ciecz) + C 2 H 5 OH (ciecz) CH 3 COOC 2 H 5 (ciecz) + H 2 O (ciecz) – zmiana ciśnienia nie wpływa na przesunięcie równowagi chemicznej, ponieważ żadna z substancji wyjściowych ani końcowych nie jest w stanie gazowym;

jeśli kilka substancji jest w stanie gazowym, konieczne jest, aby liczba cząsteczek gazu po lewej stronie równania dla takiej reakcji nie była równa liczbie cząsteczek gazu po prawej stronie równania, na przykład:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – zmiany ciśnienia wpływają na przesunięcie równowagi

I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – zmiana ciśnienia nie wpływa na przesunięcie równowagi

Gdy te dwa warunki są spełnione, wzrost ciśnienia prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, której zajście powoduje zmniejszenie liczby cząsteczek gazu w układzie. W naszym przykładzie (katalityczne spalanie SO 2) będzie to reakcja bezpośrednia.

Przeciwnie, spadek ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku reakcji zachodzącej wraz z powstawaniem więcej cząsteczki gazu. W naszym przykładzie będzie to reakcja odwrotna.

Wzrost ciśnienia powoduje zmniejszenie objętości układu, a co za tym idzie wzrost stężeń molowych substancji gazowych. W rezultacie wzrasta szybkość reakcji w przód i w tył, ale nie w takim samym stopniu. Spadek ciśnienia według podobnego schematu prowadzi do zmniejszenia szybkości reakcji do przodu i do tyłu. Ale jednocześnie szybkość reakcji, w kierunku której przesuwa się równowaga, maleje w mniejszym stopniu.

Katalizator nie wpływa na przesunięcie równowagi, ponieważ przyspiesza (lub spowalnia) zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu w tym samym stopniu. W jego obecności równowaga chemiczna ustala się tylko szybciej (lub wolniej).

Jeśli na system wpływa jednocześnie kilka czynników, to każdy z nich działa niezależnie od pozostałych. Na przykład w syntezie amoniaku

N 2 (gaz) + 3H 2 (gaz) 2NH 3 (gaz)

reakcję prowadzi się przez ogrzewanie i w obecności katalizatora w celu zwiększenia jej szybkości. Jednak wpływ temperatury prowadzi do tego, że równowaga reakcji przesuwa się w lewo, w stronę odwrotnej reakcji endotermicznej. Powoduje to zmniejszenie produkcji NH3. Aby skompensować ten niepożądany wpływ temperatury i zwiększyć wydajność amoniaku, jednocześnie zwiększa się ciśnienie w układzie, co przesuwa równowagę reakcji w prawo, tj. w kierunku tworzenia mniejszej liczby cząsteczek gazu.

W tym przypadku eksperymentalnie dobiera się najbardziej optymalne warunki reakcji (temperaturę, ciśnienie), przy których przebiega ona z odpowiednio dużą szybkością i daje ekonomicznie opłacalną wydajność produktu końcowego.

Zasada Le Chateliera jest podobnie stosowana w przemyśle chemicznym przy produkcji duża liczba różne substancje o dużym znaczeniu dla gospodarki narodowej.

Zasada Le Chateliera ma zastosowanie nie tylko do odwracalnych reakcji chemicznych, ale także do różnych innych procesów równowagowych: fizycznych, fizykochemicznych, biologicznych.

Organizm dorosłego człowieka charakteryzuje się względną stałością wielu parametrów, w tym różnych wskaźników biochemicznych, w tym stężeń substancji biologicznie czynnych. Jednak takiego stanu nie można nazwać równowagą, ponieważ nie ma zastosowania do systemów otwartych.

Organizm ludzki, jak każdy organizm żywy, stale wymienia różne substancje z otoczeniem: konsumuje żywność i uwalnia produkty ich utleniania i rozkładu. Jest zatem charakterystyczny dla organizmu stan ustalony, definiowany jako stałość jego parametrów przy stałym tempie wymiany materii i energii z otoczeniem. W pierwszym przybliżeniu stan stacjonarny można uznać za szereg stanów równowagi połączonych procesami relaksacji. W stanie równowagi stężenia substancji biorących udział w reakcji utrzymują się dzięki uzupełnianiu produktów początkowych z zewnątrz i usuwaniu produktów końcowych na zewnątrz. Zmiana ich zawartości w organizmie nie prowadzi, w odróżnieniu od układów zamkniętych, do nowej równowagi termodynamicznej. System powraca do stanu pierwotnego. W ten sposób zachowana jest względna dynamiczna stałość składu i właściwości środowiska wewnętrznego organizmu, co determinuje stabilność jego funkcji fizjologicznych. Ta właściwość żywego systemu nazywa się inaczej homeostaza.

Podczas życia organizmu w stanie stacjonarnym, w przeciwieństwie do zamkniętego układu równowagi, następuje wzrost entropii. Jednak wraz z tym jednocześnie zachodzi proces odwrotny - spadek entropii w wyniku zużycia ze środowiska składniki odżywcze o niskiej wartości entropii (na przykład związki wielkocząsteczkowe - białka, polisacharydy, węglowodany itp.) i uwalnianiu produktów rozkładu do środowiska. Zgodnie ze stanowiskiem I.R. Prigogine'a całkowita produkcja entropii organizmu w stanie stacjonarnym dąży do minimum.

Duży wkład w rozwój termodynamiki nierównowagowej wnieśli: I. R. Prigozhy, laureat Nagroda Nobla 1977, który argumentował, że „w każdym układzie nierównowagowym istnieją obszary lokalne, które znajdują się w stanie równowagi. W termodynamice klasycznej równowaga odnosi się do całego układu, natomiast w stanie nierównowagi tylko do jego poszczególnych części.

Ustalono, że entropia w takich układach wzrasta podczas embriogenezy, procesów regeneracyjnych i wzrostu nowotworów złośliwych.

Główny artykuł: Zasada Le Chateliera-Browna

Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia. Wpływ tych czynników na reakcję chemiczną jest zgodny ze wzorem, który został wyrażony w widok ogólny w 1885 roku przez francuskiego naukowca Le Chateliera.

Czynniki wpływające na równowagę chemiczną:

1) temperatura

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej (absorpcji), a gdy maleje, w stronę reakcji egzotermicznej (uwalniania).

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) ciśnienie

Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna przesuwa się w stronę mniejszej objętości substancji, a wraz ze spadkiem ciśnienia w stronę większej objętości. Zasada ta dotyczy tylko gazów, tj. Jeśli w reakcji biorą udział ciała stałe, nie są one brane pod uwagę.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) stężenie substancji wyjściowych i produktów reakcji

Wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga chemiczna przesuwa się w stronę produktów reakcji, a wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji w stronę substancji wyjściowych.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Katalizatory nie wpływają na zmianę równowagi chemicznej!

Podstawowe ilościowe charakterystyki równowagi chemicznej: stała równowagi chemicznej, stopień przemiany, stopień dysocjacji, wydajność równowagi. Wyjaśnij znaczenie tych wielkości na przykładzie konkretnych reakcji chemicznych.

W termodynamice chemicznej prawo działania mas wiąże aktywności równowagowe substancji wyjściowych i produktów reakcji zgodnie z zależnością:

Aktywność substancji. Zamiast aktywności można zastosować stężenie (w przypadku reakcji w roztworze idealnym), ciśnienia cząstkowe (reakcja w mieszaninie gazów doskonałych), lotność (reakcja w mieszaninie gazów rzeczywistych);

Współczynnik stechiometryczny (ujemny dla substancji wyjściowych, dodatni dla produktów);

Stała równowagi chemicznej. Indeks dolny „a” oznacza tutaj użycie wartości aktywności we wzorze.

Skuteczność reakcji zwykle ocenia się poprzez obliczenie wydajności produktu reakcji (sekcja 5.11). Jednocześnie efektywność reakcji można także ocenić określając, jaka część najważniejszej (zwykle najdroższej) substancji zamieniła się w docelowy produkt reakcji, np. jaka część SO 2 zamieniła się w SO 3 podczas produkcja kwasu siarkowego, czyli znalezisko stopień konwersji substancja oryginalna.

Niech krótki schemat zachodzącej reakcji

Następnie stopień przemiany substancji A w substancję B (A) określa się za pomocą następującego równania

Gdzie N proreact (A) – ilość substancji odczynnika A, która przereagowała tworząc produkt B, oraz N początkowa (A) – początkowa ilość odczynnika A.

Oczywiście stopień przemiany można wyrazić nie tylko w kategoriach ilości substancji, ale także w kategoriach dowolnych proporcjonalnych do niej wielkości: liczby cząsteczek (jednostek wzoru), masy, objętości.

Jeżeli odczynnika A brakuje i można pominąć utratę produktu B, wówczas stopień przemiany odczynnika A jest zwykle równy wydajności produktu B

Wyjątkiem są reakcje, w których substancja wyjściowa jest oczywiście zużywana, tworząc kilka produktów. Na przykład w reakcji

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O

chlor (odczynnik) przekształca się w równym stopniu w chlorek potasu i podchloryn potasu. W tej reakcji, nawet przy 100% wydajności KClO, stopień przekształcenia chloru w niego wynosi 50%.

Znana ilość - stopień protolizy (sekcja 12.4) - jest szczególnym przypadkiem stopnia konwersji:

W ramach TED podobne wielkości nazywane są stopień dysocjacji kwasy lub zasady (określane również jako stopień protolizy). Stopień dysocjacji jest powiązany ze stałą dysocjacji zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.

W ramach tej samej teorii równowaga hydrolizy charakteryzuje się stopień hydrolizy (H) i stosuje się następujące wyrażenia odnoszące je do początkowego stężenia substancji ( Z) i stałe dysocjacji słabych kwasów (K HA) i słabych zasad powstających podczas hydrolizy ( K MOH):

Pierwsze wyrażenie dotyczy hydrolizy soli słabego kwasu, drugie - soli słabej zasady, a trzecie - soli słabego kwasu i słabej zasady. Wszystkie te wyrażenia można stosować tylko w przypadku rozcieńczonych roztworów o stopniu hydrolizy nie większym niż 0,05 (5%).

Zazwyczaj wydajność równowagi jest określona przez znaną stałą równowagi, z którą jest ona powiązana w każdym konkretnym przypadku pewnym stosunkiem.

Wydajność produktu można zmieniać poprzez przesuwanie równowagi reakcji w procesach odwracalnych, na które wpływają takie czynniki jak temperatura, ciśnienie, stężenie.

Zgodnie z zasadą Le Chateliera, podczas prostych reakcji równowagowy stopień przemiany wzrasta wraz ze wzrostem ciśnienia, a w pozostałych przypadkach objętość mieszaniny reakcyjnej nie zmienia się, a wydajność produktu nie zależy od ciśnienia.

Wpływ temperatury na wydajność równowagi, a także na stałą równowagi, określa znak efektu termicznego reakcji.

Dla pełniejszej oceny procesów odwracalnych stosuje się tzw. uzysk z teoretycznego (wydajność z równowagi), równy stosunkowi faktycznie otrzymanego produktu do ilości, która zostałaby uzyskana w stanie równowagi.

Dysocjacja termiczna, substancja chemiczna

reakcja odwracalnego rozkładu substancji spowodowana wzrostem temperatury.

W przypadku Etc. z jednej substancji powstaje kilka (2H2H+ OCaO + CO) lub jedna prostsza substancja

Równowaga itp. ustalana jest zgodnie z prawem działania mas. To

można scharakteryzować albo stałą równowagi, albo stopniem dysocjacji

(stosunek liczby rozpadających się cząsteczek do całkowitej liczby cząsteczek). W

W większości przypadków itp. towarzyszy absorpcja ciepła (wzrost

entalpia

DN>0); zatem zgodnie z zasadą Le Chateliera-Browna

ogrzewanie go wzmacnia, określa się stopień przemieszczenia itp. wraz z temperaturą

wartość bezwzględna DN. Ciśnienie zakłóca itp., Im silniej, tym większe

zmiana (wzrost) liczby moli (Di) substancji gazowych

stopień dysocjacji nie zależy od ciśnienia. Jeśli ciała stałe nie są

tworzą roztwory stałe i nie są w stanie silnie rozproszonym,

wówczas ciśnienie itp. jest jednoznacznie określane przez temperaturę. Aby wdrożyć T.

d. ciała stałe (tlenki, krystaliczne hydraty itp.)

ważne, żeby wiedzieć

temperatura, w której ciśnienie dysocjacji staje się równe zewnętrznemu (w szczególności

ciśnienie atmosferyczne. Ponieważ uwolniony gaz może pokonać

ciśnieniem otoczenia, a następnie po osiągnięciu tej temperatury następuje proces rozkładu

natychmiast się nasila.

Zależność stopnia dysocjacji od temperatury: stopień dysocjacji rośnie wraz ze wzrostem temperatury (wzrost temperatury prowadzi do wzrostu energii kinetycznej rozpuszczonych cząstek, co sprzyja rozpadowi cząsteczek na jony)

Stopień konwersji substancji wyjściowych i wydajność równowagowa produktu. Metody ich obliczania w zadanej temperaturze.

Jakie dane są do tego potrzebne? Podaj schemat obliczania dowolnej z tych ilościowych cech równowagi chemicznej na dowolnym przykładzie. Stopień konwersji to ilość przereagowanego odczynnika podzielona przez jego pierwotną ilość. Dla najprostszej reakcji, gdzie jest to stężenie na wlocie do reaktora lub na początku procesu okresowego, jest to stężenie na wylocie z reaktora lub bieżący moment procesu okresowego. W przypadku dobrowolnej odpowiedzi, np. Rys. 1 Im większe zużycie odczynnika, określone wartością stałej szybkości, tym szybciej narasta stopień konwersji, jak pokazano na rysunku. Jeśli reakcja jest odwracalna, to w miarę jak reakcja dąży do równowagi, stopień konwersji dąży do wartości równowagi, której wartość zależy od stosunku stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu (do stałej równowagi) (ryc. 2). Rys. 2 Wydajność produktu docelowego Wydajność produktu to ilość faktycznie otrzymanego produktu docelowego podzielona przez ilość tego produktu, która zostałaby otrzymana, gdyby cały odczynnik przeszedł do tego produktu (do maksymalnej możliwej ilości otrzymany produkt). Lub (poprzez odczynnik): ilość odczynnika faktycznie przekształcona w produkt docelowy podzielona przez początkową ilość odczynnika. W przypadku najprostszej reakcji wydajność wynosi , i pamiętając, że w przypadku tej reakcji , tj. W przypadku najprostszej reakcji wydajność i stopień konwersji mają tę samą wartość. Jeżeli przemiana następuje ze zmianą np. ilości substancji, to zgodnie z definicją w obliczonym wyrażeniu należy uwzględnić współczynnik stechiometryczny. Zgodnie z pierwszą definicją, urojona ilość produktu otrzymana z całej początkowej ilości odczynnika będzie dla tej reakcji dwukrotnie mniejsza od początkowej ilości odczynnika, tj. oraz wzór obliczeniowy. Zgodnie z drugą definicją, ilość odczynnika faktycznie przekształcona w produkt docelowy będzie dwukrotnie większa niż ten produkt powstał, czyli tj. , to wzór obliczeniowy to . Oczywiście oba wyrażenia są takie same. Dla bardziej złożonej reakcji wzory obliczeniowe zapisuje się dokładnie w ten sam sposób, zgodnie z definicją, z tym że w tym przypadku wydajność nie jest już równa stopniowi konwersji. Na przykład dla reakcji . Jeśli w reakcji bierze udział kilka reagentów, wydajność można obliczyć dla każdego z nich; jeśli jest także kilka produktów docelowych, wówczas wydajność można obliczyć dla dowolnego produktu docelowego dla dowolnego odczynnika. Jak widać ze struktury wzoru obliczeniowego (mianownik zawiera wartość stałą), zależność wydajności od czasu reakcji wyznaczana jest przez zależność stężenia docelowego produktu od czasu. Na przykład dla reakcji zależność ta wygląda jak na rys. 3. Ryc.3

Stopień konwersji jako ilościowa cecha równowagi chemicznej. Jak wzrost całkowitego ciśnienia i temperatury wpłynie na stopień konwersji odczynnika ... w reakcji w fazie gazowej: ()?